Química General para estudiantes de 1er año

Para estudiantes de 1er
Año
Ing. Fernando Martínez V.

i
QUIMICA GENERAL
TEORIA Y EJERCICIOS
La presente edición del texto Química General, es fruto de varias
revisiones en los últimos tres años, es un texto que promete ser un
referente para la práctica de la química de los estudiantes que cursan
esta materia en su primer año de estudios universitarios en las diferentes
universidades de nuestro departamento y porque no de Bolivia, ha sido
elaborado con la experiencia que ha tenido mi persona en la cátedra de
esta materia en diferentes universidades de esta ciudad y por tanto se ha
tratado de recopilar toda la información que precisa tener un estudiante
que se encuentra llevando esta materia en el inicio de sus estudios
universitarios.
Esperando sea de su agrado y muy útil para los fines que les interesa
dejo el texto a su consideración, aceptando y agradeciendo cualquier
corrección que usted vea pertinente en la mejora de la presente
publicación.
Ing. Fernando Martínez V.
SANTA CRUZ – BOLIVIA
2016

ii
Ing. Fernando Martínez Valda
Docente:
Dir.: Calle Venezuela Nº 78
Telf. 3303335, Cel.: 71365906
Email: martinezvalda@hotmail.com

iii
CONTENIDO
1 INTRODUCCION A LA QUIMICA INORGANICA..................... 1
1.1 Historia..............................................................................................................................1
1.2 Modelos atómicos y su evolución.....................................................................................2
1.2.1 Modelo atómico de Democrito ........................................................................................2
1.2.2 Modelo atómico de Thompson ........................................................................................2
1.2.3 Modelo atómico de Rutherford........................................................................................2
1.2.4 Modelo atómico de Bohr .................................................................................................3
1.2.5 Modelo atómico de Sommerfeld .....................................................................................3
1.2.6 Modelo atómico de Schrödinger......................................................................................4
1.3 Teoría atómica moderna....................................................................................................5
1.4 Definición y división de la química ..................................................................................7
1.5 Definiciones básicas..........................................................................................................8
1.5.1 Materia.............................................................................................................................8
1.5.2 Cuerpo..............................................................................................................................9
1.5.3 Sustancias y mezclas........................................................................................................9
1.5.4 Masa y peso .....................................................................................................................9
1.5.5 Volumen ..........................................................................................................................9
1.5.6 Calor y temperatura .......................................................................................................10
1.6 Conversión de unidades ..................................................................................................11
1.7 Densidades ......................................................................................................................12
1.7.1 Densidad absoluta (δ) ....................................................................................................12
1.7.2 Densidad relativa (δr) ....................................................................................................12
2 ESTRUCTURA ATOMICA Y ENLACES DE VALENCIA........ 19
2.1 Teoría atómica.................................................................................................................19
2.2 El átomo y partículas sub-atómicas ................................................................................19
2.3 Teoría moderna ...............................................................................................................20
2.3.1 Principios de Broglie .....................................................................................................20
2.3.2 Configuración electrónica..............................................................................................20
2.3.3 Principio de Pauli...........................................................................................................20
2.3.4 Principio de máxima multiplicidad de Hund.................................................................20
2.3.5 Números cuánticos.........................................................................................................23
2.4 Enlaces de valencia .........................................................................................................26
2.4.1 Representación por estructuras de Lewis ......................................................................26
2.4.2 Enlace iónico .................................................................................................................26
2.4.3 Enlace covalente............................................................................................................27
2.5 Notación química ............................................................................................................29
2.5.1 Reacciones en metales ...................................................................................................29

iv
2.5.2 Reacciones en no metales..............................................................................................30
2.5.3 Mezcla de metales y no metales....................................................................................32
2.5.4 Casos a tener en cuenta..................................................................................................33
3 LEYES DE LAS COMBINACIONES QUIMICAS....................... 39
3.1 Conceptos básicos........................................................................................................... 39
3.1.1 Peso atómico..................................................................................................................39
3.1.2 Peso molecular...............................................................................................................40
3.1.3 Peso equivalente............................................................................................................41
3.1.4 Volumen molar..............................................................................................................42
3.1.5 Número de Avogadro ....................................................................................................43
3.2 Leyes ponderales............................................................................................................. 44
3.2.1 Ley de la conservación de la materia o Lavoisier .........................................................44
3.2.2 Ley de las proporciones definidas o de Proust..............................................................44
3.2.3 Ley de las proporciones múltiples o de Dalton .............................................................44
3.2.4 Ley de las proporciones reciprocas o de Richter...........................................................44
3.3 Ley de los volúmenes gaseosos o de Gay-Lussac .......................................................... 44
3.4 Aplicaciones.................................................................................................................... 44
4 GASES ..............................................................................................53
4.1 Introducción.................................................................................................................... 53
4.2 Las cuatro variables de la ley de gases ........................................................................... 53
4.2.1 Volumen de un gas........................................................................................................53
4.2.2 Temperatura de un gas...................................................................................................53
4.2.3 Presión de un gas...........................................................................................................54
4.2.4 Cantidad de gas .............................................................................................................54
4.3 Condiciones estandart de un gas..................................................................................... 54
4.4 Principales leyes que rigen el comportamiento de un gas .............................................. 55
4.4.1 Ley de Boyle .................................................................................................................55
4.4.2 Ley de Charles...............................................................................................................55
4.4.3 Ley de Gay Lussac ........................................................................................................56
4.4.4 Ley de Avogadro...........................................................................................................56
4.4.5 Ley combinada de los gases ..........................................................................................56
4.4.6 Ley general de los gases ideales....................................................................................56
4.4.7 Ley de Dalton ................................................................................................................59
4.5 Difusión de los gases o ley de Graham........................................................................... 60
5 DISOLUCIONES............................................................................. 69
5.1 Solubilidad de sustancias................................................................................................ 69
5.2 Solución, soluto y solvente............................................................................................. 69

v
5.3 Dependencia de la solubilidad con la temperatura..........................................................70
5.3.1 Saturación e instauración...............................................................................................71
5.3.2 Cristalización .................................................................................................................71
5.4 Mezclas ...........................................................................................................................78
5.5 Tipos de disoluciones......................................................................................................78
5.6 Concentración de una disolución ....................................................................................79
5.6.1 Unidades físicas.............................................................................................................80
5.6.2 Unidades Químicas........................................................................................................82
5.7 Dilución...........................................................................................................................86
5.8 Mezcla de soluciones ......................................................................................................88
5.9 Propiedades Coligativas..................................................................................................90
5.9.1 Presión de vapor ............................................................................................................90
5.9.2 Aumento ebulloscopico .................................................................................................91
5.9.3 Descenso crioscopico.....................................................................................................92
5.9.4 Presión Osmótica...........................................................................................................93
6 ESTEQUIOMETRIA .....................................................................103
6.1 Reacciones químicas.....................................................................................................103
6.1.1 Clasificación de las reacciones ....................................................................................103
6.1.2 Tipos de Reacciones ....................................................................................................104
6.2 Métodos de balance de reacciones................................................................................104
6.2.1 Al tanteo.......................................................................................................................104
6.2.2 Algebraico....................................................................................................................105
6.2.3 Cambio de valencia (Redox) .......................................................................................107
6.3 Valores estequiometricos ..............................................................................................110
6.4 Cálculos estequiometricos.............................................................................................110
6.4.1 Relación masa-masa ....................................................................................................110
6.4.2 Relación masa-volumen...............................................................................................110
6.4.3 Relación volumen-volumen.........................................................................................110
6.5 Pureza de sustancias......................................................................................................113
6.6 Rendimiento de la reacción...........................................................................................114
6.7 Reactivo limite ..............................................................................................................115
6.8 Estequiometria de soluciones........................................................................................116
7 CINETICA Y EQUILIBRIO QUIMICO ......................................129
7.1 Definición......................................................................................................................129
7.2 Velocidad de la reacción...............................................................................................129
7.2.1 Velocidad promedio.....................................................................................................130
7.3 Factores que modifican la velocidad de las reacciones.................................................130
7.3.1 Temperatura.................................................................................................................130

vi
7.3.2 Superficie de contacto .................................................................................................130
7.3.3 Agitación .....................................................................................................................131
7.3.4 Luz...............................................................................................................................131
7.3.5 Catalizadores ...............................................................................................................131
7.3.6 Concentración..............................................................................................................131
7.3.7 Naturaleza de los reaccionantes...................................................................................131
7.4 Ley de velocidad de reacción........................................................................................ 132
7.5 Orden de reacción......................................................................................................... 132
7.5.1 Reacciones de orden cero............................................................................................132
7.5.2 Reacciones de primer orden ........................................................................................133
7.5.3 Reacciones de segundo orden......................................................................................135
7.6 Energía de activación.................................................................................................... 135
7.6.1 Relación entre las constantes de velocidad a dos temperaturas ..................................136
7.7 Reacción química en equilibrio .................................................................................... 139
7.7.1 Reversibilidad de las reacciones..................................................................................139
7.7.2 Constante de equilibrio................................................................................................139
7.8 Relación de la constante de equilibrio en términos de concentración con la
constante de equilibrio en términos de presiones parciales .......................................... 141
7.9 Principio de L´Chatelier................................................................................................ 142
8 EQUILIBRIO IONICO Y HETEROGENEO................................ 149
8.1 Equilibrio iónico ........................................................................................................... 149
8.2 Caracterización química del agua................................................................................. 149
8.3 Formación de pares conjugados.................................................................................... 150
8.4 Equilíbrio ácido - base.................................................................................................. 150
8.4.1 Teoria de Arrhenius.....................................................................................................150
8.4.2 Teoria de Bronsted y Lowry........................................................................................150
8.4.3 Teoría de Lewis...........................................................................................................151
8.5 Constante de acidez, Ka................................................................................................ 151
8.6 Cálculos de pH en ácidos y bases................................................................................. 151
8.6.1 pH en ácidos fuertes ....................................................................................................152
8.6.2 pH en bases fuertes......................................................................................................152
8.6.3 pH en ácidos débiles....................................................................................................154
8.6.4 pH en sales (Hidrólisis de sales)..................................................................................155
8.6.5 pH en soluciones amortiguadoras................................................................................156
8.7 Equilibrio heterogéneo.................................................................................................. 162
8.8 Equilibrio químico de un precipitado ........................................................................... 163
8.8.1 Constante del producto de solubilidad (Kps) ..............................................................163
8.9 Predicción en la formación de precipitados.................................................................. 163

vii
9 TERMODINAMICA QUIMICA...................................................167
9.1 Termodinámica .............................................................................................................167
9.1.1 Sistema termodinámico ...............................................................................................168
9.1.2 Clases de sistemas térmicos.........................................................................................168
9.1.3 Variables termodinámicas ...........................................................................................169
9.2 Termoquímica ...............................................................................................................169
9.2.1 Cantidad de calor y capacidad calorífica.....................................................................169
9.2.2 Calor de fusión y vaporización....................................................................................171
9.2.3 Entalpia........................................................................................................................172
9.2.4 Entalpia de formación normal ∆Hºf.............................................................................173
9.2.5 Calor de combustión....................................................................................................173
9.2.6 Entalpia o calor de reacción.........................................................................................173
9.3 Equivalencias térmicas..................................................................................................177
9.3.1 Equivalencia entre calor y trabajo ...............................................................................177
9.3.2 Energía interna (U) ......................................................................................................177
9.3.3 Convención de signos..................................................................................................177
9.4 Primer principio de la termodinámica...........................................................................178
9.5 Segundo principio de la termodinámica........................................................................180
9.5.1 Procesos térmicos en gases ideales..............................................................................180
9.6 Maquinas térmicas ........................................................................................................182
10 Electroquímica..............................................................................185
10.1 Reacciones redox ..........................................................................................................185
10.2 Balanceo de las ecuaciones redox.................................................................................185
10.2.1 Igualación por el método del ion electrón ...................................................................185
10.3 Celdas electroquímicas .................................................................................................189
10.4 Potenciales estándares de electrodo ..............................................................................189
10.5 Efecto de la concentración en la fem de la celda ..........................................................190
10.5.1 Ecuación de Nerns`t.....................................................................................................190
10.6 Unidades Eléctricas.......................................................................................................192
10.7 Electroquímica ..............................................................................................................193
10.8 Electrólisis.....................................................................................................................193
11 Bibliografía ...................................................................................196

viii
ANEXOS
Anexo 1. Tabla periódica de Elementos
Anexo 2. Tabla de áreas y volúmenes
Anexo 3. Tabla de conversión de unidades
Anexo 4. Tabla de metales y no metales
Anexo 5. Tabla de densidades de algunas sustancias
Anexo 6. Tabla de presión del vapor de agua a diferentes temperaturas
Anexo 7. Tabla de constantes molalescrioscópicas y ebulloscópicas
Anexo 8. Tabla de constantes de acidez a 25 ºC
Anexo 9. Tabla de constantes de basicidad a 25 ºC
Anexo 10. Tabla indicadores acido base
Anexo 11. Tabla del producto de solubilidad Kps
Anexo 12. Calores latentes de fusión y evaporación de algunas sustancias.
Anexo 13. Calores específicos de algunas sustancias a 25 ºC y a presión atmosférica.
Anexo 14.Entalpias normales o estándar de formación, ∆Hºf en kj/mol
Anexo 15. Potenciales de reducción en condiciones estandar

Introducción a la quimica
Fernando Martínez V. 1
1 INTRODUCCION A LA QUIMICA
INORGANICA
La química es una rama de la ciencia que nos lleva a la comprensión de los fenómenos que
ocurren en la transformación de la materia, en consecuencia su aplicabilidad esta en cada una
de las etapas de nuestra vida. Es así que la ciencia moderna basa cada uno de sus
razonamientos científicos en las transformaciones químicas que sufren los cuerpos.
1.1 Historia
La historia de la química está intensamente unida al desarrollo del hombre ya que abarca
desde todas las transformaciones de materias y las teorías correspondientes. A menudo la
historia de la química se relaciona íntimamente con la historia de los químicos y según la
nacionalidad o tendencia política del autor - resalta en mayor o menor medida los logros
hechos en un determinado campo o por una determinada nación.
La ciencia química surge en el siglo XVII a partir de los estudios de alquimia populares entre
muchos de los científicos de la época. Se considera que los principios básicos de la química se
recogen por primera vez en la obra del científico británico Robert Boyle:
TheSkepticalChymist (1661). La química como tal comienza sus andares un siglo más tarde
con los trabajos del francés Antoine Lavoisier y sus descubrimientos del oxígeno, la ley de
conservación de masa y la refutación de la teoría del flogisto como teoría de la combustión

2 Fernando Martínez V.
1.2 Modelos atómicos y su evolución
1.2.1 Modelo atómico de Democrito
Este fue el primer modelo atómico, inventado por el filósofo griego
Demócrito de Abdera que vivió entre los años 460 al 370 a.c (antes
de Cristo). Demócrito fue el desarrollador de la “Teoría Atómica
Del Universo”. Fue el primer filósofo-científico que afirmó que los
átomos son eternos, inmutables e indivisibles, es decir, que duran
siempre, que no cambian y que no pueden dividirse en partículas
más pequeñas.
Para Demócrito el átomo era la partícula más pequeña que había,
una partícula homogénea, que no se puede comprimir y que además no se podía ver. Su teoría
era filosófica, no científica.
1.2.2 Modelo atómico de Thompson
En 1897 Joseph John Thompson realiza una serie de experimentos
y descubre el electrón. En tubos de gases a baja presión en los que
se establece una diferencia de potencial superior a 10.000 voltios,
se comprobó que aparecían partículas con carga eléctrica negativa
a las que se llamó electrones, y demostró que habían sido
arrancados de los átomos (los cuales eran neutros). Tal
descubrimiento modificó el modelo atómico de Dalton, que lo
consideraba indivisible. Thompson supuso el átomo como una
esfera homogénea e indivisible cargada positivamente en la que se
encuentran incrustados los electrones.
1.2.3 Modelo atómico de Rutherford
Posteriormente otro físico inglés, ErnestRutherford, realizó una
serie de experimentos. Hizo incidir sobre una lámina finísima de
oro un delgado haz de partículas cargadas positivamente de masa
mucho mayores que el electrón y dotadas de energía cinética alta.
En el choque observó distintos comportamientos.
La mayoría atravesaban la lámina sin desviarse, algunas se
desviaban y muy pocas retrocedían esta experiencia implicaba
que los átomos estaban casi vacíos, pues la mayoría de las partículas las atravesaban,
indicando que hay una zona cargada positivamente, ya que algunas partículas retrocedían o se
desviaban. Esta zona debe estar muy concentrada ya que es mayor el número de desviaciones

PRACTICO 1
1. ¿Cuál es el número de masa de un
átomo de Fe que tiene 28 neutrones?
2. Para cada una de las siguientes
especies, reconozca al elemento,
determine el número de protones,
neutrones y electrones:
3. Indique el número de protones
electrones y neutrones del catión Ca +2
(Z = 20)
4. Indique el número de protones y
electrones de cada uno de los siguientes
iones comunes: Na+
, Ca2+
, Al3+
, Fe2+
, I
-, F-
, S-2
, C-4
, O-2
y N-3
A. Conversiones de temperatura
5. Convertir las siguientes escalas de
temperaturas
a) 120 ºC a ºF R. 248
b) 250 ºF a ºC R. 121
c) 5 ºF a ºC R. – 15
d) 25 ºC a ºK R. 298
6. Realizar las conversiones siguientes:
a) 50 ºF a ºK R.283,15
b) 30 ºK a ºF R. – 405,4
c) 212 ºF a ºC R. 100
d) 0ºC a ºF R. 32
7. La temperatura del hielo seco es de -
109 ºF. ¿Es o no más fría que la
temperatura del etano en ebullición que
es de -88 ºC?. R. no es mas fría
8. A que temperatura tienen el mismo
valor numérico las lecturas Celsius y
Farenheit R. – 40
B. Conversiones de unidades
9. Realizar las siguientes
transformaciones.
a) 0,3 m a mm R. 300
b) 60 Newton a Kp R.6,12
La lectura de la teoría no es suficiente para el
aprendizaje de la química, por lo tanto realizar la
práctica de lo estudiado nos llevara a tener una
mejor comprensión de la química. Como la
práctica hace al maestro, en cada tema
encontraras una guía de ejercicios con
respuestas para que demuestres tu conocimiento

c) 600 J a calorías R. 143,4
d) 35 Julios a Ergios R. 35 x 107
e) 0,15 Km a Dm R. 15
f) 0,005 cm a pico metros R. 5x1010
10. Realice la conversión de las siguientes
unidades
a) 56 Hp a Watt R. 41776
b) 100 calorias a BTU R. 0,396
c) 90 millas/h a Km/seg.R. 0,0402
d) 80 Atm a mm de Hg R. 60800
e) 74 milibares a atmósferas
R. 74x105
f) 0,025 mm a Aº R. 2,5x108
11. Calcular el volumen en m3
de una caja
que mide 1,5 m de largo, 60 cm de
ancho y 300 mm de alto. R. 0,270
12. Tres objetos pesan 0,1 kg, 105 g y 300
mg, ¿Cuál es el peso total en gramos?
R. 205,3
13. Cuantos segundos hay en una semana?
R. 604800
14. Para llegar de Santa Cruz a Montero un
microbús tarda 65 minutos y 45
segundos. Indicar el tiempo en que
llega a Montero expresado en horas.
R. 1,1
15. La densidad de la gasolina es 0,75
g/cm3
, conviértase a lb/pie3
.
R. 46,81
16. Calcular el volumen expresado en cc de
un cilindro cuya longitud es de 5
pulgadas y tiene un diámetro de 50
milímetros. R.
C. Densidades
17. Cuál es la densidad del éter (sustancia
orgánica) si 400 cm3
pesan 294,4 g.
R. 0,736
18. Cuál es la densidad de una esfera de
estaño que tiene un diámetro de 2 cm y
una masa de 31,41 g. R. 7,5
19. Cuál es la masa de 100 litros de
hidrogeno si su densidad es 0,089 g/l.
R. 8,9
20. El aire pesa alrededor de 8 lb por 100
pies cúbicos. ¿Cuál es su densidad en
gramos por pie cúbico y en gramos por
litro? R. 36 g/pie3
y 1,3 g/l
21. Cuál es la masa de un objeto
rectangular de bronce que mide 10 cm,
4 cm y 2 cm, sabiendo que la densidad
del bronce, 8,2 g/cm3
. R. 656
22. Una solución de ácido clorhídrico
(HCl) tiene una densidad de 1,13 g/ml.
a. Calcular la masa de 830 ml de
solución R. 937,9
b. El volumen ocupado por 685 g de
solución R. 606,19
23. Una pieza fundida de una aleación, en
forma de disco, pesa 50 gramos. El
disco tiene 0,250 pulgadas de espesor y
un diámetro de 1,38 pulgadas. ¿Cuál es
la densidad de la aleación?
R. 8,15 g/cc
24. Una probeta contiene 25 ml de agua, al
añadir 110 g de bronce el nivel del agua
en la probeta alcanzó 38,5 ml. ¿Cuál es

la densidad del bronce?. R.
8,15
25. Determinar la densidad del etanol
(alcohol etílico, compuesto orgánico) si
280 g ocupa un volumen de 354,4 ml.
R. 0,79
26. La densidad del hierro 7,9 g/ml y la del
agua 1 g/ml, calcular el peso específico
del hierro. R. 7,9
27. Calcular la densidad y el peso
específico de un cuerpo que pesa 420 g
y tiene un volumen de 52 cc.
R. 8,1g/cc y 8,1
28. Calcular la masa necesaria de cobre que
se necesita para fabricar 15 esferas que
tengan un diámetro de una pulgada,
sabiendo que la densidad del cobre es
8,96 g/cc. R. 1153 g
29. Si la masa de 10 discos es 2 libras y
cada disco tiene 5 pulgada de diámetro
y 15 mm de espesor. Calcular la
densidad del disco. R. 0,477g/cc
30. Una vasija de vidrio pesa 20,238 g
cuando está vacía y 20,31 g cuando se
llena con agua hasta una señal grabada.
La misma vasija se seca después y se
llena con una disolución hasta la misma
señal, la vasija pesa ahora 20,33 g.
¿Cuál es la densidad de la disolución?.
R. 1,273 g/cc.
31. Determinar la densidad de un líquido
según los siguientes datos:
Peso del recipiente vacío 56,5 g
Peso del recipiente con agua 60,0 g
Peso del recipiente con líquido 67,0 g
R. 3g/cm3
32. En un proceso de estañado electrolítico
se da un recubrimiento de un espesor de
0,3 pulgadas. ¿Cuántos metros
cuadrados pueden recubrirse con un
kilogramo de estaño de 7,3 g/cc de
densidad? R. 0,18 m2
33. Se tiene volúmenes iguales de dos
sustancias A y B cuyas densidades son
1,5 g/ml y 1,8 g/ml respectivamente.
Calcular el volumen de A, sabiendo que
la diferencia de masas de A y B es 30
gramos. R. 100
34. Una botella para la determinación de
pesos específicos pesa 220 g vacía, 380
g llena con agua y 351 g llena
conquerosén. Determinar el peso
específico del querosén y la capacidad
de la botella. R. 0,819 y
160 cc
35. Se desea construir un recipiente de
forma cilíndrica para almacenar 2
galones americanos de cierto acido, de
manera que la base del recipiente sea la
mitad de su altura. Calcular las
dimensiones internas en pulgadas.
R. 6,64 pulg y 13,28 pulg

Estructura Atomica y enlaces de valencia
2 ESTRUCTURA ATOMICA Y ENLACES DE
VALENCIA
2.1 Teoría atómica
La Teoría Atómica Moderna, es también conocida como Teoría Cuántica, la cual llega a ser
desarrollada y completada de la siguiente manera. Las teorías de Bohr, así como los
experimentos de Rutherford, además de Franks y Hertz, Goudsmit y Uhlenbeck,
complementan a Planck, quien sea el primero en proponer una teoría cuántica. Más adelante
aparece Heisenberg, quien formula lamecánica de Matrices y la teoría de Incertidumbre;
Broglie que crea la Mecánica Ondulatoria, además Schrödinger viene a comprobar que todas
estas se unen en una sola, a la que se le llamó Mecánica Cuántica, que es la aplicación misma
de la Teoría Cuántica. La Mecánica Cuántica la forman: Mecánica de matrices, Teoría de
incertidumbre y Mecánica ondulatoria.
2.2 El átomo y partículas sub-atómicas
Ya que se vio que los átomos eran realmente divisibles, los físicos inventaron más tarde el
término "partículas elementales" para designar a las partículas indivisibles.
Los primeros modelos atómicos consideraban básicamente tres tipos de partículas
subatómicas: protones, electrones y neutrones. Más adelante el descubrimiento de la estructura
interna de protones y neutrones, reveló que estas eran partículas compuestas. Además el
tratamiento cuántico usual de las interacciones entre las partículas comporta que la cohesión
del átomo requiere otras partículas bosónicas como los piones, gluones o fotones.

Para el dominio de la nomenclatura de química inorgánica es muy
importante saber de memoria los principales elementos químicos,
mismos que te presento en esta tabla, te recomiendo le saques una
copia y una reducción de manera que siempre este en tu bolsillo y
puedas ir memorizando de a poco en tus ratos libres, en todo caso
siempre habrá personas que te ayuden a practicar BUSCALOS.
PRINCIPALES ELEMENTOS QUIMICOS
Hidrogeno H 1
Litio Li 7
Sodio Na 23
Potasio K 39
Plata Ag 108
Amonio NH4 18
Rubidio Rb 85
Cesio Cs 133
Magnesio Mg 24
Calcio Ca 40
Bario Ba 137
Radio Ra 226
Estroncio Sr 88
Zinc Zn 65
Cadmio Cd 112
Berilio Be 9
Aluminio Al 27
Bismuto Bi 209
Hierro Fe 56
Niquel Ni 59
Cobalto Co 59
Cromo Cr 52
Manganeso Mn 55
Cobre Cu 64
Mercurio Hg 201
Oro Au 197
Plomo Pb 207
Platino Pt 195
Estaño Sn 119
Cloro Cl 35.5
Bromo Br 80
Yodo I 127
Azufre S 32
Selenio Se 79
Teluro Te 128
Nitrogeno N 14
Fosforo P 31
Arsenio As 75
Antimonio Sb 122
Carbono C 12
Silicio Si 28
Fluor F 19
Oxigeno O 16
Boro B 11
+1
+2
+3
+1 (oso)
+2 (i co)
+1 (oso)
+3 (i co)
+2 (oso)
+3 (i co)
+2 (oso)
+4 (i co)
-1 (hidrico)
-1 (hidrico)
+1 (hipo_oso)
+3 (oso)
+5 (i co)
+7 (per_ico)
-2
-2 (hidrico)
+2 (hipo_oso)
+4 (oso)
+6 (i co)
-3 (uro)
+3 (oso)
+5 (i co)
-3 (uro)
+3 (i co)
-4 (uro)
+4 (i co)
Metales simbolo valencias Peso
atom ico
No Metales simbolo valencias
Peso
atom ico
ANFOTEROS
Manganeso Mn
+4 (oso) +6 (ico) +7 (per_ico)
Bismuto Bi +5 (ico)
Cromo Cr +6 (ico)
Cla se s de nive la ción
y as es orami ento e n la
res ol uc ión de prac tic os
- Calc ulo I y II - Fís ica I y I I
- Qu ím ica I y I I - Alg eb ra
- Ecua cio ne s d if er en ciale s
- Esta dist ica - I ng les
Dir .: Ve ne zue la Nº 78
Tel. 33 03 33 5

PRACTICO 2
A. Estructura atómica
1. Realizar la configuración electrónica de
los siguientes átomos:
a) Li, b) Mg, c) Fe,
d) Cl, e) Se, f) Si,
2. Representar los 4 números cuánticos de
todos los electrones de los siguientes
átomos
a) Na, b) Al, c) F,
d) P, e) C
3. Escribir la configuración abreviada de
los siguientes átomos:
a) K, b) Ca, c) Cr
d) Br e) Sb
4. Un electrón se encuentra en uno de los
orbitales 3d ¿Cuáles son los valores
posibles de los cuatro números
cuánticos?
5. Dar los valores del número cuántico
principal y el número cuántico
secundario para los siguientes
subniveles: 2s, 3d y 5f
6. ¿Cuál es el número máximo de
electrones en un átomo que tiene los
siguientes números cuánticos?
a) n = 3
b) n=4, l=2
c) n=4, l=3, m=2
d) n=2, l=1, m=0, s=-1/2
7. Indicar todas las características de los
siguientes átomos (protones, electrones,
neutrones, configuración electrónica,
capa valencia, tipo de elemento,
ubicación en la tabla periódica, números
cuánticos y esquema)
a) K, b) Cu, c) O, d) N
8. Representar mediante la estructura de
Lewis los siguientes átomos
a) Ca b) Cl c) Pb+4
d) N e) Cr+3
f) C
9. Demostrar la formación del enlace
iónico en las siguientes moléculas
a) BaO b) NaCl
c) PbO2 d) Co2S3
10. Demostrar la formación del enlace
covalente en las siguientes moléculas
a) N2O3 b) H2SeO4
c) Br2O7 d) H3PO4
B. Nomenclatura inorgánica
Combinaciones con metales
11. Escribir la fórmula de las siguientes
moléculas
Oxido de plata
Oxido cuproso
Oxido mangánico
Peróxido de amonio
Peroxido de calcio
Peroxido de potasio
Hidróxido de rubidio
Hidróxido mercurioso
Hidróxido cromoso
Oxido mixto de cromo
Oxido
plumbosoplumbico
12. Escribir el nombre de los siguientes
compuestos
Fe2O3
Ag2O
CuO
H2O2
SrO2
BeO2
Co(OH)2
Zn(OH)2
Au(OH)3
Mn3O4

Combinaciones con no metales
13. Escribir la formula de las siguientes
moléculas
Anhídrido perclórico
Anhídrido sulfuroso
Dioxido de teluro
Monóxido de carbono
Acido clorhídrico
Hidruro de nitrógeno
Acido sulfhídrico
Acido fluorhídrico
Acido permanganico
Acido carbonico
Acido borico
Acido meta nitroso
Acido piro fosfórico
Acido ortoborico
Acido dicromico
Acido piro antimonioso
14. Escribir el nombre de los siguientes
compuestos
Sb2O3
I2O7
NO
MnO3
H2Se
HI
HF
H2CO3
HBrO4
H2CrO4
H3PO4
H4B2O5
H2Cr2O7
H4SiO4
Combinaciones con metales y no metales
15. Escribir la formula de las siguientes
moléculas
Cloruro de sodio Seleniato de berilio
Sulfuro de plata
Floururoestannico
Carburo de calcio
Yoduromanganoso
Nitrito ferroso
Hipoyoditomanganos
o
Pirofosfato áurico
Ortoborato de
amonio
Silicato de plata
Dicromato de potasio
Permanganato
mercurioso
Sulfuro acido de
calcio
Bicarbonato de
sodio
Nitrato básico de
cadmio
Yoduro dibasico
de aluminio
Ortosilicatodibásic
o de radio
Carbonato doble
auroso de potasio
Bromuro doble de
litio estañoso
Sulfato cúprico
16. Escribir el nombre de las siguientes
moléculas
KCl
CaBr2
Sr3Se
Bi2(TeO3)3
Cu(NO3)2
AuSbO2
Ni2SiO4
MnLi(SeO3)2
SnH2P2O7
NaIO
(Nh4)2TeO2
ZnHgPO3
Cd2N2O5
Co(OH)2Cl
AlOHSO4
Cr(H3C)3

Leyes de las combinaciones químicas
3 LEYES DE LAS COMBINACIONES
QUIMICAS
3.1 Conceptos básicos
3.1.1 Peso atómico
Los químicos y físicos acordaron en elegir como término de comparación al isótopo más
abundante del carbono C12
, asignando a su masa un valor de 12 unidades de masa atómica.
La mayor parte de los pesos atómicos de los elementos que se encuentran en la tabla periódica
no son números enteros, debido a que el peso atómico de un elemento se calcula tomando en
cuenta el promedio aritmético ponderado de las masas de los isótopos de dicho elemento.
El método para la determinación de los pesos atómicos de sólidos en especial de los metales
está basado en la ley de Dulong y Petit, mismo que indica que el producto del calor específico
de un solidó por su peso atómico es igual a una constante (6,3), de esta relación obtenemos
que: Peso atómico x calor especifico = 6,3
Peso atómico (P.a.) = Z (ver tabla periódica)
Por lo tanto podemos expresar a manera de fórmula que: P.a. (g) → 1 at-gr
Ejercicio 13. Calcular cuántos gramos de
nitrógeno se encuentra en 2,5 at-g de
nitrógeno
Datos
m = ? N
2,5 at-g
P.at. N = 14
específicocalor
atomicopeso
_
3,6
_ 

Comienzo tomando el dato del peso
atómico del N, y armo una regla de tres
simple como muestra la formula colocada
anteriormente:
14 g N → 1 at-g
x → 2,5at-g
x = 35 g N
3.1.2 Peso molecular
Siendo la molécula la unión de átomos se comprende fácilmente que su peso llamado peso
molecular, deberá ser igual a la suma de los pesos atómicos de todos los átomos de la
molécula, así el peso molecular de la molécula de agua será 18, debido a la suma de los pesos
atómicos de dos hidrógenos y uno de oxígeno.
La interpretación del peso molecular (PM) se la puede entender como los gramos de la
molécula que hay por cada mol del mismo: PM(g) → 1 mol
Ejercicio 14. Calcular el peso molecular
del ácido sulfúrico
Para empezar debo escribir correctamente
la fórmula del ácido sulfúrico H2SO4
Una vez que tengo la fórmula bien escrita
debo conocer los pesos atómicos de cada
átomo que forman el ácido y multiplicar
por las veces que se repite en la fórmula de
la siguiente manera:
H2SO4
Ejercicio 15. Calcular la masa de 5 moles
de hipoyodito manganoso
Datos
m = ?
5 mol Mn(IO)2
Debo comenzar calculando el peso
molecular del Mn(IO)2
Una vez que tengo el peso molecular
realizo su interpretación en forma de regla
de tres simple y resuelvo el problema
341 g → 1 mol
x → 5 mol
x = 1705 gr Mn(IO)2
Ejercicio 16. Calcular a cuantos moles
equivalen 35 gramos de hidróxido de sodio
Datos
mol = ?
35 g NaOH
átomos P.a. Cant. P.M.
H 1 2 2
S 32 1 32
O 16 4 64
P.M. = 98
átomos P.a. Cant. P.M.
Mn 55 1 55
I 127 2 254
O 16 2 32
P.M. = 341

PRACTICO 3
A. Masas atómicas y moleculares
1. Calcular el peso molecular de las siguientes
sustancias
a. KMnO4 R. 158
b. BaSO4 R. 233
c. Bi(NO3)3 R. 395
d. Ag2CO3 R. 276
e. CaCO3 R. 100
f. Agua R. 18
g. Amonio R. 18
h. Ácido sulfúrico R. 98
i. Nitrato cúprico R. 188
j. Hidróxido de sodio R. 40
k. Ortofosfito de plata R. 403
l. Bicarbonato de sodio R. 84
2. Calcular el número de at-g existentes en:
a. 46 gramos de Na R. 2 at-g
b. 14 gramos de N R. 1 at-g
c. 100 gramos de Fe R. 1,785 at-g
3. En 50 gramos de CaCO3 que cantidad de
moles existen? R. 0,5 moles
4. Los moles existentes en 176 gramos de
ácido sulfúrico son: R. 1,8 moles
5. 126 gramos de ácido nítrico corresponden a:
R. 2 moles
6. Cuántos gramos representan 2 moles de
ácido perbrómico: R. 290 gramos
7. En 4 moles de sulfuro de hidrógeno cuantos
gramos existen R. 136 gramos
8. 5 moles de nitrato cúprico
representa: R. 940 gramos
9. La masa de un mol de hidróxido de
sodio es: R. 40 gramos
10. La masa de 5 moles de ácido
sulfúrico es: R. 490 gramos
11. Los gramos que representan 3
moles de sulfato de sodio son:
R. 426 gramos
12. Calcular los gramos que
corresponden a 0.005 Kmol de
estaño R. 593.45 g Sn
13. 500 mmol de cualquier sustancia a
cuantos moles corresponden
R. 0.5 mol
14. Calcular el número de equivalentes
que corresponden a 150 gramos de
hidróxido férrico R. 4,2 eq
15. Calcular la masa que corresponden
a 0,25 equivalentes de ácido
sulfhídrico R.12,25 g
16. Calcular los equivalentes que
corresponden a 200 gramos de
sulfato cúprico R. 2,5 eq
17. Calcular los equivalentes que
corresponden a 80 gramos de
aluminio R. 8,88 eq
B. Número de Avogadro
18. Calcular el número de átomos en:

a. 2 at-g H R. 1,205x1024
átomos H
b. 3 at-g Cr R. 1,8x1024
átomos Cr
19. Calcular cuántos átomos de calcio existe en
un gramo del mismo
R. 1,505x1022
átomos
20. Calcular cual es la masa de nitrógeno en
1x1028
átomos de nitrógeno
R. 2,324x105
gramos de N
21. Calcular la masa existente en 1x1028
moléculas de oxigeno
R. 5,312x105
gramos de O2
22. ¿Cuántas moléculas de agua están
presentes en una gotita de roció, si se sabe
que su diámetro es de 20μm? (1μm = 10-6
m) R. 1,40 x 1014
moléculas de H2O
C. Determinación de masas y volúmenes
23. Determinar la masa de hierro en el FeSO4
R. 56 gramos
24. Calcular la masa de oxígeno en el
PbOHPO4 R. 80 gramos
25. Determinar la masa de cobalto en
CoFe(SO3)2 R. 59 gramos
26. Calcular la masa de plata que existen en 500
gramos de sulfato de plata R. 346,15
27. Con 50 gramos de calcio, calcular la masa
de hidróxido de calcio que pueden
obtenerse
28. Calcular la masa de aluminio que se
encuentran en:
a. 100 gramos de sulfato de aluminio
b. 50 gramos de óxido de
aluminio
c. 30 gramos de hidróxido de
aluminio
29. Determine la masa de agua en 100
gramos de sulfato cúprico
pentahidratado
30. Cuantos moles existen en:
a. 250 gr de ácido sulfúrico
R. 2,55
b. Una lb mol de agua oxigenada
R. 454
c. 8x1025
moléculas de cualquier
sustancia R. 132,83
d. 500 mmol de cualquier
sustancia R. 0,5
31. Los huesos de una persona de 70
años, pesan 15 kg y formados de
60% de ortofosfato de calcio.
Determine los kg de calcio de una
persona joven, si tiene 12% más de
contenido de calcio y el mismo
peso de huesos. R. 3,89
Kg
32. Determinar el volumen ocupado en
condiciones normales por:
a. 2 moles de NO R. 44,8
b. 1,5 moles de Cl2 R. 33,6
c. 50 gramos de CO2 R. 25,45
d. 250 gramos de SO3 R. 70
33. Determinar la masa necesaria en
condiciones normales para
preparar:
a. 44.8 litros de N2 R. 56 g
b. 10 litros de CH4 R. 7,14 g

34. Calcular la masa expresada en gramos de
los siguientes compuestos:
a) 2 moles de hidróxido de sodio
R. 80
b) 50 litros de dióxido de azufre medidos
en condiciones normales
R. 142,8
c) 2,575x1018
átomos de plata
R. 4,6x1-4
d) 1,5 equivalentes de ácido sulfúrico
R. 73,5
D. Composición centesimal
35. Calcular la composición centesimal del KBr
R. K=32,77%; Br=67,23%
36. Determinar la composición centesimal del
permanganato de potasio
R. K=24,68%; Mn=34,81%;O=40,51%
37. Calcular el tanto por ciento de agua de
cristalización existente en los compuestos:
a. Cloruro de calcio hexahidratado
R. 49,35 %
b. Sulfato doble de aluminio y potasio
dodecahidratado R. 45,57%
38. La composición centesimal del
(P2O5OH)2Hg5 es:
R. P=9,37%; O=14,51%;
H=0,15%;Hg=75,97%
39. Calcular el porcentaje de hierro en el
cromato ferroso R. 32,55 %
40. Determinar el porcentaje de cobalto en el
sulfuro cobaltoso R. 64,8 %
41. Indicar el porcentaje de sodio en el
ortofosfato de sodio R. 42,07 %
42. Determinar el porcentaje de
carbonato de calcio que existe en
280 g de una muestra de piedra
caliza (CaCO32H2O); determine
además el porcentaje de calcio R.
73,53% y 29,4%
43. En una mezcla de bromuro de plata
y cloruro de plata calcular:
a. El porcentaje de bromuro de
plata R. 56,7%
b. El porcentaje de plata
R. 65,15%
44. 40 g de una mezcla de carbonato
de sodio y carbonato de potasio se
calcinan en una capsula a fuego
directo y al final del proceso queda
20 g de un residuo formado por
oxido de sodio y oxido de potasio.
Determine las masas iníciales de
carbonato de sodio de potasio que
existen en los 40 g iníciales. ¿Cuál
es el porcentaje de cada sal al
inicio? R. 13,6 y 17,7 g;
34% y 44,25%
E. Fórmulas empíricas y
moleculares
45. Determinar la formula empírica de
un compuesto sabiendo que en su
análisis se obtuvo 21,26% de Na,
33,3% de Cl y 45,1% de O.
R. NaClO3
46. Si en el análisis de de un
compuesto se encontró 26,57% de
K, 35,35% de Cr y 38,07% de O,

determinar su fórmula empírica R.
K2Cr2O7
47. Se calientan 1,256 gramos de un cloruro de
platino y queda un residuo de 0,7275
gramos de platino. Hallar la fórmula de este
cloruro de platino. R. PtCl4
48. Un compuesto orgánico formado por C y H
registro en su análisis 80,05% de C y
19,95% de H, un análisis posterior demostró
que su peso molecular es igual a 30.
Determinar su fórmula molecular
R. C2H6
49. En una exploración realizada en el chaco se
encontró cierto compuesto orgánico que
emanaba del subsuelo el cual fue llevado a
laboratorio donde se le realizo el análisis
correspondiente, de donde se obtuvo 60%
de carbón, 5% de hidrogeno y el resto fue
nitrógeno. Calcular la formula empírica del
compuesto. R. C2N1H2
50. Calcular la formula molecular de un
compuesto orgánico cuya composición
centesimal es: C = 40,08 %, H = 6,58% y O
= 53,33%, sabiendo que su sal de plata
posee un peso molecular de 181.
R.C6H12O6
51. Una muestra de 1,5 gramos
compuesto de C, H y O, fue
sometido a un análisis químico
mediante una trampa de agua,
recolectando 1,738 gramos de CO2
y 0,711 gramos de H2O luego de
consumirse toda la muestra, con
estos datos calcular la formula
empírica del compuesto.
R. C2H4O3
52. Un óxido de hierro está formado
por 57,447% de óxido ferroso y el
resto es oxido férrico. ¿Cuál es la
fórmula molecular de este oxido, si
se sabe que su peso molecular es
de 376 g/mol? R.
53. Al preparar un compuesto 2,4 g de
N y 6,4 g de O. Su peso molecular
es 92. Halle:
a. Su fórmula empírica
R. NO2
b. Su fórmula molecular
R. N2O4
c. Su composición porcentual
R. 27,27%; 72,73%

Gases
4 GASES
4.1 Introducción
Muchas sustancias familiares para nosotros existen a temperatura y presión normal en forma
gaseosa, éstas incluyen muchos elementos (H2, N2, O2, F2, Cl2 y gases nobles) y una gran
variedad de compuestos. En condiciones apropiadas las sustancias que ordinariamente son
líquidos o sólidos también pueden existir en estado gaseoso y se conocen como vapores.
4.2 Las cuatro variables de la ley de gases
4.2.1 Volumen de un gas
Es el espacio ocupado por un cuerpo, la determinación del volumen de un gas se la realiza en
litros y muy pocas veces en mililitros.
En el caso de los gases, estos se expanden para ocupar todo el espacio de los recipientes en los
cuales se encuentran. El volumen de los gases usualmente se mide en litros o decímetros
cúbicos (L ó dm3
) por el tamaño de sus contenedores. Debido al pequeño tamaño de las
partículas de las cuales se componen los gases, la mayor parte del volumen de un gas está
compuesta por espacio vacío.
4.2.2 Temperatura de un gas
La temperatura de un sistema mide el vigor del movimiento de todos los átomos y moléculas
del mismo. Así, cuando aumenta la temperatura, también lo hace la violencia de los
movimientos moleculares de toda clase.
Existen distintas escalas para la determinación de la temperatura, entre ellas la Celsius y la
Kelvin o absoluta (T).
Quedando relacionadas entre sí por la siguiente ecuación:

Gases
DATOS
Para el Gas B
P1 = 0,37 atm P2 = ?
V1 = 7 lit V2 = 7+12=19lit
T1 = 298 K T2 = 20 ºC+273 =
293 K
DESARROLLO
DATOS
Para el Gas C
P1 = 1,0 atm P2 = ?
V1 = 12 lit V2 = 7+12=19lit
T1 =300 K T2 = 20 ºC+273 =
293 K
DESARROLLO
PRACTICO 4
A. Relación presión – volumen (Ley de
Boyle)
1. Cuál es el volumen ocupado por 12
litros de gas a 750 mmHg después de
haber aumentado la presión a
temperatura constante hasta 3
atmósferas. R. 3,94 litros
2. Una muestra de gas N2 ocupa un
volumen de 5000 cc a 20 mmHg de
presión, si el volumen varía hasta 3500
cc calcular la nueva presión.
R. 28,57 mmHg.
3. Un gas ocupa un volumen de 500 ml a
la presión de 700 mmHg. Que volumen
ocupara si la presión aumenta hasta los
800 mmHg, permaneciendo constante
la temperatura. R. 437,5 ml
4. Para cierta temperatura la presión del
gas que ocupa un volumen de 3 litros es
igual a 93,3 kPa. Cuál será la presión si
el volumen del gas se hace disminuir
hasta 2,8 litros, sin cambiar la
temperatura. R. 100 kPa
5. Un gas ideal sufre dos procesos
isotérmicos donde:
Condición 1 presión
V1=5litros
Condición 2 Presión P2
V2=3.33 lit
Condición 3 Presión = 6atm
V3=1,66 lit
Cuál es la presión inicial en
atmosferas. R. 2 atm
6. El volumen del aire en los pulmones de
una persona es de 615 ml
aproximadamente, a una presión de 760
mmHg. La inhalación ocurre cuando la
presión de los pulmones desciende a
717,4 mmHg. ¿A qué volumen se

Gases
expanden los pulmones?. R.
651,5 ml
7. A los laboratorios de gas y petróleo
llega una muestra de gas en una
ampolla de vidrio, para su análisis.
Lamentablemente el analista olvido
preguntar el volumen de la ampolla.
Para resolver el problema mide la
presión de la muestra y el manometro
indico 5480 mmHg. Luego retira una
cierta cantidad de gas, el cual ocupa 8,2
ml a una presión total de 5 atm. Si la
presión manométrica del gas que queda
en la ampolla es 4408 mmHg ¿Cuál es
el volumen, en ml, del recipiente, si
todas las medidas fueron hechas a la
misma temperatura?. R. 29 ml.
B. Relación volumen – temperatura (Ley
de Charles)
8. A presión constante y a la temperatura
de 20 ºC un gas ocupa un volumen de 3
litros, calcular el nuevo volumen a la
temperatura de 80 ºC.
R. 3,61 litros.
9. El volumen ocupado por un gas es de
2000 ml a 120 ºK, calcular el nuevo
volumen cuando la temperatura se
aumenta a 300 K. R. 5 litros
10. Se calentaron 23 litros de un gas desde
30 ºC hasta 150 ºC a presión constante.
Cuál es su volumen final.
R. 32,1 L
11. Un alpinista inhala 500 ml de aire a una
temperatura de 10 ºC ¿Qué volumen
ocupara el aire en sus pulmones si su
temperatura corporal es de 37 ºC?
R. 547,7 ml
12. Cuantos grados es necesario calentar el
gas que se encuentra en un recipiente
cerrado a 0 ºC para que su volumen
aumente el doble. R 273 ºC
C. Relación presión – temperatura (Ley
de Gay Lussac)
13. El hidrogeno contenido en un recipiente
ejerce una presión de 4 atmósferas a la
temperatura de 50 ºF, calcular la
temperatura final en ºC a la presión de
3850 mmHg. R. 85 ºC
14. A 15 ºC la presión en el balón con
oxígeno es igual a 9120 kPa. A que
temperatura la presión será igual a
10133 kPa. R. 47 ºC
15. A 7 ºC la presión del gas en un
recipiente cerrado es 96 mmHg. Cuál
será la presión si el recipiente se enfría
hasta -33 ºC. R. 82,3 mmHg
16. Un tanque de acero contiene dióxido de
carbono a 27 ºC y una presión de 12
atmósferas. Calcular la presión interna
del gas cuando el tanque y su contenido
se calienta a 100 ºC. R. 14,9 atm
17. Las llantas de un automóvil se llenan
con aire a 30 psi a 71 °F. al conducir a
altas velocidades, se calienta el aire de
las llantas. Si tiene un límite de presión
de 44 psi. ¿A Qué temperatura
reventarán esas llantas? R. 160 °C

Gases
18. Es peligroso que los envases de
aerosoles se expongan al calor. Si una
lata de fijador para el cabello a una
presión de 4 atmosferas y a una
temperatura ambiente de 27 ºC se arroja
al fuego y el envase alcanza los 402 ºC
¿Cuál será su nueva presión?. Se sabe
que la lata puede explotar si su presión
interna alcanza 6080 mmHg, explota o
no la lata R. 9 atm, explota
D. Ley combinada de los gases
19. Un gas ocupa un volumen de 150 ml a
25 ºC y una presión de 1,2 atmósferas.
Cuál será el volumen a una atmósfera
de presión y cero grados centígrados de
temperatura. R. 164,9 ml.
20. El volumen de un gas a 12 ºC y a 750
mmHg es de 200 litros. Que volumen
ocupará a 40 ºC y a 720 mmHg.
R. 229
21. A que temperatura estará una masa de
gas que ocupa un volumen de 200 litros
a 730 mmHg de presión, si a 12 ºC y a
750 mmHg ocupa un volumen de 150
litros. R. 97 ºC
22. Se tienen 1000 pies3
de helio a 15 ºC y
763 mmHg. Calcular el volumen a -6
ºC y 420 mmHg. R. 1684,2 pies3
23. Se recolectaron por desplazamiento de
mercurio 720 ml de gas nitrógeno a -10
ºC y 250 mmHg de presión. Cuál es el
volumen en c.n. R. 246 ml
24. Si un gas a 30 ºC ejerce una presión de
1000 mmHg cuando ocupa un volumen
de 200 litros ¿Hasta cuánto hay que
aumentar la presión si se calienta hasta
50 ºC y su volumen se disminuye en
25%? R. 1421,3
25. El aire tiene una densidad de 1,29
g/litro en c.n. Calcular la densidad del
aire en un lugar donde la presión es 450
torr y la temperatura 17 ºC.
R. 0,72 g/litro
E. Ecuación de estado
26. Qué presión en atmosferas ejercerán 26
g de He cuando están encerrados en una
botella de acero de 3,24 litros a 200 ºC.
R. 78 atm.
27. Se tomó una muestra de 1,66 gramos, la
cual fue sometida a combustión
completa llegando a obtenerse 685
mililitros de gas a una temperatura de
150 ºC y a una presión de 800 mmHg,
Calcular el peso molecular del
compuesto. R. 80
28. Un volumen de 120 ml de un
compuesto gaseoso seco, medido a 22
ºC y a 742 mmHg, tiene una masa de
0,820 g. Calcular la masa molecular
aproximada de dicho gas.
R. 169,5 g/mol
29. Calcular la densidad del CO en g/l en
c.n. R. 1,25 g/l
30. Que volumen ocupan 1,5 g de NO
gaseoso a 75 ºC y a 300 mmHg de
presión. R. 3,62 l.

Gases
31. Calcular la masa en gramos de 200
litros de CO2 a 20 ºC y a 746 torricelis
R. 359 g.
32. Hallar la formula molecular de un
compuesto orgánico que contiene
62,07% de carbono 27,58% de Oxigeno
y el resto es hidrogeno, 15 g de este
compuesto a 198,5 ºC tiene un volumen
de 10 litros a 1 Atmósfera de presión.
R.C3H6O
33. Hallar la formula molecular de un
compuesto orgánico que contiene C; H;
O; Cl; al quemar 25 gramos de
sustancia en presencia de oxígeno, se
forman 30,414 gr de CO2 y 10,368 gr
de H2O, esta sustancia contiene un
32,719% de cloro, y el resto es
oxígeno. La densidad de esta sustancia
en estado gaseoso medido en C.N. es de
4,84 kg/m3
. Determine la formula
empírica y la formula molecular de esta
sustancia. R.C3H5O2
34. En laboratorio se realizó un análisis
cuantitativo para lo cual se pesaron
1,275gr de muestra que se sometió a
combustión habiéndose formado
1,869gr de CO2 y 0,865gr de H2O. Para
la determinación del peso molecular se
pesaron 0,641gr de la sustancia que en
estado de vapor ocupa un volumen de
316 cc a una temperatura de 18°C y una
presión de 745mmHg. Determinar la
formula molecular. R. C2H4O2
F. Ley de Dalton de las presiones
parciales
35. Una mezcla de gases contiene CH4,
C2H6 y C3H8. si la presión total es de
1,5 atm y los números de moles de los
gases presentes son 0,31, 0,25 y 0,29
moles respectivamente, calcule las
presiones parciales de estos gases.
R. 0,54; 0,44; 0,51
36. Una mezcla de gases contiene 4,46
moles de Neon, 0,74 moles de Argon y
2,15 moles de Xenon. Calculense las
presiones parciales de los gases si la
presión total es 2 atm a cierta
temperatura. R. 1,21; 0,20; 0,58
37. Calcular la presión parcial y el volumen
parcial del Oxígeno en una mezcla que
contiene 96 g de este gas y 84 g de
nitrógeno a la presión total de 1
atmosfera y 300 K. R. 0,5 atm y
73,8 lit
38. El aire seco cerca del nivel del mar
tiene la siguiente composición en
volumen: N2, 78,08%; O2, 20,94%; Ar,
0,93%; CO2, 0,05%. La presión
atmosférica es 1,0 atm. Calcule:
a) la presión parcial de cada gas en atm
R. 0,7808; 0,2094; 0,093; 0,005
b) la concentración de cada gas en
mol/L a 0ºC. R. 0,034; 9,3x10-3
;
4,15x10-3
; 2,2x10-4
39. Una mezcla gaseosa de helio y neón se
recoge sobre agua a 28ºC y 745 mmHg.
Si la presión parcial el helio es 368
mmHg. ¿cuál es la presión parcial del
neón? (Presión de vapor del agua a
28ºC = 28,3 mmHg). R. 348,7

Gases
40. El oxígeno gaseoso generado en la
descomposición del clorato de potasio
se recoge sobre agua. El volumen de
gas recogido a 24 ºC y la presión
atmosférica de 762 mmHg es de 128
ml. Calcúlese la masa (en gramos) del
oxígeno gaseoso obtenido. La presión
del vapor de agua a 24ºC es de 22,4
mmHg. R. 0,16
41. Un recipiente de un litro que contiene
Argon a 25ºC y 2,5 atmósferas se
conecta a otro con capacidad para 2
litros que contiene Helio a 3 atmósferas
y 25ºC ¿Cuál será la presión parcial
final de cada gas si permitimos que se
mezclen isotermicamente? Y ¿Cuál s la
presión total de la mezcla?
R. 0,83; 2,0 y 2,83
42. Un recipiente de 187,2 litros de
capacidad contiene aire saturado con
vapor de agua a 27ºC cuando el
recipiente se enfría hasta 17ºC, parte
del vapor se condensa a agua líquida y
el aire se mantiene saturado a la nueva
temperatura. ¿Cuál será el peso en
gramos, de agua líquida condensada?
(presión de vapor de agua a 17ºC =
14,5 mmHg, y a 27ºC = 26,77 mmHg)
R. 2,1 g
G. Difusión de gases ó Ley de Graham
43. Comparar las velocidades de efusión de
helio y oxigeno molecular a la misma
temperatura y presión
44. El Ar afluye a través de un pequeño
orificio a la velocidad de 3,56 ml/min.
¿A que velocidad afluira el hidrogeno
gaseoso por el mismo agujero en
condiciones similares? R. 15,92
45. Un gas inflamable constituido sólo de
carbono e hidrogeno es generado por
ciertos cultivos de bacterias
anaerobicas en tierras pantanosas y
áreas de drenaje. Se encontró que una
muestra pura de este gas afluye a través
de cierta barrera porosa en 1,5 min. En
condiciones idénticas de temperatura y
presión, un volumen igual de bromo
gaseoso afluye en 4,73 min a través de
la misma barrera. Calcúlese la masa
molar del gas desconocido y sugiera
que gas podría ser. R
46. 1,476 ml de un gas desconocido
atraviesa una pared porosa en 57
segundos y mientras que el mismo
volumen de N2 gaseoso requiere 8,4
segundos para afluir a la misma
temperatura y presión ¿Cuál es la masa
molar del gas desconocido?
R. 1289,2
47. 100 cm3
de CO2 se ha difundido en 1
hora a través de ciertos orificios.
Calcular, cuanto oxigeno se difundirá
en 5 minutos a través de los mismos
orificios y en las mismas condiciones.
R. 9,7

Disoluciones
5 DISOLUCIONES
5.1 Solubilidad de sustancias
Se llama “solubilidad” a la máxima concentración de soluto que admite una determinada
cantidad de disolvente a una determinada temperatura.
Se entiende como la cantidad de sal que se encuentra disuelta en 100 gr de agua, misma que
podemos expresarla de la siguiente manera:
Solubilidad (S) =
La solubilidad de un compuesto en un disolvente concreto y a una temperatura y presión dadas
se define como la cantidad máxima de ese compuesto que puede ser disuelta en la disolución.
En la mayoría de las sustancias, la solubilidad aumenta al aumentar la temperatura del
disolvente. En el caso de sustancias como los gases o sales orgánicas de calcio, la solubilidad
en un líquido aumenta a medida que disminuye la temperatura.
5.2 Solución, soluto y solvente
Los componentes de una solución son soluto (se encuentra en menor cantidad) que es la
sustancia que se disuelve y solvente o disolvente (se encuentra en mayor cantidad) que viene
siendo el que disuelve, pudiendo expresarse su fórmula de diferentes maneras: solución =

Disoluciones
a 28,8 ºC, la solubilidad de la sal B es 24,6
g sal/100 g H2O
a 50 ºC se tiene 37,7 g sal
se enfría a 28,80 ºC se tiene 24,6 g sal
la sal cristalizada es 13,1 g de sal
de 37,7 g sal → 13,1 g sal cristaliza
720 g sal → x
x = 250,18 g de sal cristalizada
Rendimiento
720 g sal → 100 %
250,18 g sal → X
x = 34,74% de rendimiento
PRACTICO 5
1. ¿Cuál es la máxima cantidad de sal que
pueden disolver 500 g de agua a 100ºC,
si la solubilidad de la sal es 110 a esta
temperatura? R. 550g.
2. Se sabe que el sulfato cúprico tiene una
solubilidad de 35 gr de sal/100 gr de
H2O a una temperatura de 40ºC.
Calcular la cantidad de sal y de agua
que se necesita para preparar 800
gramos de solución a 40ºC.
R. 207,4 gr sal; 592,6 gr agua
3. La solubilidad de una sal a 70ºC es 55.
¿Qué cantidades de sal y de agua deben
mezclarse para obtener 3500 g de
solución saturada a esta temperatura?
R. 1241,94 g de sal R. 2258,06 g
de agua
4. Si 1200 g de solución saturada a 70ºC
se calientan hasta evaporar toda el
agua, obteniéndose 400 g de sal. ¿Cuál
es la solubilidad de la sal a 70ºC?
R. 50
5. Al destilar 1000 g de solución saturada
cuya solubilidad de sal es 70, ¿Qué
cantidades de agua y sal se obtienen?
R. 588,24 y 411,76 g
6. Si la solubilidad del dicromato de
potasio presenta las siguientes
solubilidades en función de la
temperatura.
Temp. (°C) g sal/100 g H2O
0 6
10 8
20 11
30 16
40 23
50 30
60 38
70 48
80 58
90 70
100 82
Determine:
a) Cuál es la solubilidad del dicromato
de potasio a 65 °C R. 45
b) Que cantidad de sal precipitara si
una disolución de dicromato de potasio

Disoluciones
a 70 °C se enfría hasta los 10 °C.
R. 40 g
c) Que cantidad de dicromato de
potasio se deben añadir a 450 ml de
agua a 45 °C para saturarla. R. 117
7. Se tienen 3000 g de solución saturada a
80ºC, y luego se enfría hasta 0ºC. Las
solubilidades son 60 y 10
respectivamente. Calcule:
a) ¿Las cantidades de agua y sal que
se tiene a 80ºC? R. 1125 g sal
y 1875 g H2O
b) ¿Cuál es el rendimiento de
cristalización si se enfría de 80ºC
hasta 0ºC? R. 83,33%
8. Cierta sal responde a la ecuación lineal
S = 9,09 + 0,727 T (S = solubilidad y T
= temperatura), para sus valores de
solubilidad en agua, calcular la
cantidad de sal y agua que se necesita
para preparar 800 gramos de solución a
una temperatura de 50 ºC. R.
9. La solubilidad de una sal a 10ºC es 30 y
a 50ºC es 40. Se tiene 3 kg de sal que
deben disolverse a 90ºC.
a) ¿Qué cantidad de agua a 90ºC se
debe agregar? R.5,8 Kg
b) Se ha evaporado a 90ºC la mitad del
agua y luego se enfría hasta 50ºC.
¿Qué cantidad de sal ha
cristalizado? R.1,83 Kg
10. La solubilidad de una sal a 80ºC es 75 y
a 10ºC es 15, grafique S vs T y
determine:
a) La solubilidad a 60ºC R.
b) Si se mezclan 160 g de sal con 200 g
de agua a 50ºC la solución es: no
saturada? Saturada, sobresaturada?
R.
c) Si se mezclan 60 g de sal con 200 g
de agua a 30ºC la solución es: No
saturada?, saturada?, sobresaturada?
R.
d) Si se mezclan 40 g de sal con 200 g
de agua a 40ºC y luego se enfría
lentamente hasta 10ºC sin que se
produzca precipitado la solución
resultante es: No saturada?,
saturada? Sobresaturada? R.
11. Preparar 350 gramos de solución a
60ºC, si la solubilidad de esta sal a
60ºC es 50 y a 10ºC es 5, calcule:
a) Masa de SAL para preparar la
solución R. 116,6 gr sal
b) Volumen de agua
R. 233,33ml
c) S: enfriamos a 20ºC, cual es la masa
de cristalización? R. 84 gr sal
cristalizada
d) Rendimiento R. 72%
12. La solubilidad de cierta sal responde a
la ecuación lineal S = 15,7 + 0.42 T, se
tiene 300 gramos de sal a 60 ºC,
calcular:
a) La cantidad de agua que se necesita
R.
b) A que temperatura se deberá enfriar
la solución para que el rendimiento de
cristalización sea del 60%. R.
13. Se tiene una mezcla de dos sales cuyas
solubilidades son las siguientes:
Sal A: 5 g de sal a 20ºC y 70 g de sal a
80ºC
Sal B: 15 g de sal a 10ºC y 50 g de sal a
90ºC

Disoluciones
Calcular la masa de agua que se debe
utilizar para que ambas sales se
disuelvan a 80 ºC, sabiendo que la sal
A representa el 60 % de la mezcla y
ocupa una masa de 300 gramos.
R. 438,4 g
14. Se tiene 7 kg de una mezcla de 2 sales
formadas por 30% de sal A 70% de sal
B, cuyas solubilidades son las
siguientes:
Sal A (90 g a 70ºC y 30 g a 10ºC)
Sal B (40 g a 70ºC y 10 g 10 ºC)
Se debe disolver la mezcla a 90ºC, calcule
la masa de agua necesaria y señale en que
sal la solución está saturada. Si se enfría la
solución calcule la temperatura a la cual
precipita la otra sal y cuanto ha sido el
rendimiento de cristalización de la sal
precipita primero. R. 9,8 Kg;
______; 1,42ºC; Rto. = 89,8%; sal B
5.4 Mezclas
Las mezclas pueden ser de dos tipos a saber:
Mezclas Heterogéneas.- se caracterizan porque las propiedades individuales que tiene cada
componente, son dos porciones separadas, por ejemplo una mezcla de arena y agua, donde
cada uno conserva sus propiedades.
Mezclas Homogéneas.- se caracterizan por tener las mismas propiedades en cualquier porción
de la solución no se diferencian sus componentes, ejemplo sal en agua, donde el sólido se
pierde en el agua, formando la fase liquida.
5.5 Tipos de disoluciones
Soluciones gaseosas
Gas en gas (el aire)
Liquido en gas (agua en aire)

Disoluciones
x = 0,0268 mol sto
Conociendo los moles y los gramos del
soluto puedo calcular el peso molecular del
compuesto de la siguiente forma:
PRACTICO 6
A. Unidades físicas de concentración
10. Se disuelven 10 gramos de NaCl en 60
gramos de agua, calcular el porcentaje
en peso de la solución.
R. 14,28 %
11. Se disuelven 5 gramos de KCl en 35
gramos de agua, calcular la
concentración de la solución en % en
peso. R. 12,5 %
12. Cuantos gramos de azúcar deben ser
disueltos en 70 gramos de agua para dar
una solución al 20% en peso.
R. 17,5 gramos
13. Cuantos gramos de carbonato de sodio
hay en 70 gramos de una solución de
carbonato de sodio al 15%.
R. 10,5 gramos
14. Determinar el tanto por ciento en masa
de sulfato cúprico en una disolución
obtenida disolviendo 50 g de vitriolo
azul (sulfato cúprico penta hidratado)
en 450 g de agua. R. 6.4 %
15. Cuantos gramos de sal y de agua se
necesitan para preparar 120 gramos de
una solución al 12%.
R. 14,4 g de sal, 105,6 g de agua
16. Hallar el tanto por ciento en masa de
ácido nítrico en una disolución de 1
litro la cual contiene 221 g del ácido
con una densidad de 1,12 g/ml.
R. 20%
17. Cuantos gramos de sulfato de sodio
decahidratado se deben disolver en 800
g de agua para obtener una disolución
al 10 % en masa del soluto?.
R: 201,3 g
18. Se tiene una solución de 250 gramos
con una concentración del 5% m/m y
densidad de 1,10 g/ml ¿Cuál es la
concentración en %m/v?
R.5,5%
19. Se disuelven 5 gramos de KCl en 280
ml de solución, calcular las partes por
millón de cloruro que tiene la solución.
R. 8500 ppm
20. Realizado un análisis de laboratorio se
determinó la presencia de 1300 ppm de
Ag+
, si la muestra proviene de 2500 ml
de solución en nitrato de plata, calcular
la masa de nitrato de plata presente en
la muestra. R. 5,11 g

Disoluciones
21. Se desea preparar 300 ml de alcohol al
45% v/v de pureza, calcular el volumen
de alcohol puro que se debe medir para
preparar dicha solución. R. 135
B. Unidades químicas de concentración
22. Hallar la masa de nitrato de sodio
necesaria para preparar 300 ml de una
solución de 0.2 M.
R. 5,1 g.
23. Cuantos gramos de carbonato de sodio
contienen 500 ml de una solución de
0,25 N?. R. 6,63 g.
24. Qué volumen de una solución de 0,1N
de concentración contiene 8 gramos de
sulfato cúprico?. R. 1 Litro.
25. Hallar la concentración molar de una
disolución al 36,2 % en masa, de HCl
cuya densidad es de 1,18 g/ml.
R. 11,7 M
26. Cuantos gramos de K2SO4 se necesitan
para preparar 1,0 litros de una solución
0,5 M de K2SO4. R. 87 g
27. Cuál es la normalidad de una solución
si se han pesado 5,0221 de Na2CO3 y se
han disuelto en 200 ml de solución.
R. 0,45 N
28. La densidad de una disolución al 40%
(en masa) de ácido nítrico es igual a
1,25 g/ml . Calcular la molaridad y la
molalidad de esta disolución.
R. 7,94M; 10,6m
29. Se disuelven 50 gramos de cloruro
férrico en agua. Calcular la masa de
solución que se formara con una
concentración de 0,5 normal y una
densidad de 1,205 gr/ml.
R. 2217,2 g
30. Calcular la fracción molar de cada
componente de una solución de 500
gramos formada con 180 gramos de
hipoclorito de sodio. R.
31. En un gasómetro se tiene una mezcla de
3 gases: H2, N2 y O2, siendo la presión
total de 2,4 atmosferas y la fracción
molar de O2 igual a 0,2. Si se adiciona
el absorbente MEA (metilamina) de
manera que se extrae todo el
O2presente, la fracción molar de N2 en
la mezcla final es 0,4. ¿Cuál es la
presión parcial del H2, en atmosferas,
en la mezcla final? Considere
temperatura constante. R. 1,15 atm
32. Se disuelve 180 g de NaOH en 400
gramos de agua. La densidad de la
solución resultante a 20 ºC es de 1,340
g/ml. Calcular la concentración final
en:
a) % en peso
b) Molaridad
c) Normalidad
d) molalidad
R. a) 31,03; b) 10,4; c) 10,4 y d)
11,25
33. La densidad de una solución al 9% en
masa, de sacarosa (C12H22O11)es igual a
1,035 g/ml. Calcular:
a) La concentración de la sacarosa en
g/l.

Disoluciones
b) La molaridad.
c) La molalidad de la solución.
R. a) 93,2 g/l, b) 0,27 M y c) 0,20 m
34. En el laboratorio se prepara una
solución utilizando 90 g de hidróxido
de sodio y 200 g de agua siendo la
densidad de la solución de 1, 17 g/ml.
Calcular:
a) Los gramos de soluto por litro de
solución. R. 362,9g/lt
b) La Molaridad R. 9,072M
c) La Normalidad R. 9,072N
d) La molalidad R. 11,25m
35. Determine: la concentración, %m/m,
%m/v, molaridad, molalidad,
normalidad de una solución que se
prepara empleando 35 gramos de
NaOH en 650 gramos de agua
formando 663 ml de solución. R.
5,1%, 5,3%, 1,32M, 1,32N
36. 15 gramos de sulfato cúprico
pentahidratado son disueltos formando
800 ml de solución la cual tiene una
densidad de 1,023g/ml, de acuerdo a
estos datos realizar los cálculos
siguientes:
a) Porcentaje en masa y molaridad de
la mezcla final R. 1,17% y
0,07M
b) Si se añade 500 ml de agua cual
será la concentración normal del
diluido. R. 0,09N
C. Mezcla de soluciones
37. A 500 mililitros de solución 0,5 molar
se añaden 500 ml de agua, calcular la
molaridad de la nueva solución.
R. 0,25 M
38. 80 gramos de una solución de NaCl al
15% se mezclan con 50 gramos de
NaCl al 5%, cuál es la concentración de
la solución resultante en peso.
R. 11,15%
39. Se añaden 10 gramos de Na2SO4 a 120
gramos de una solución de Na2SO4 al
20%, calcular la concentración en tanto
por ciento de la solución que resulta.
R. 26,15%
40. Se mezclan 500 cc de solución de
sulfito de sodio 3N con 300 cc de
solución 4M de la misma sustancia,
luego se agregan 200 cc de agua.
Calcular la molaridad de la solución
final. R. 1,95 M
41. Se mezcla 300 ml de AlCl3 al 13% en
peso con densidad 1,2 g/ml, con 28 g
de AlCl3H2O y 500 gramos de agua, al
final de la reacción se evapora 18% del
agua, calcular el porcentaje en peso de
la solución final. R. 9,6 %
42. 60 gramos de una solución de NaCl al
12% en peso han sido mezclados con
40 gramos de otra solución de NaCl al
7% en peso. Cuál es la concentración
en peso (%), en la solución resultante.
R. 10%
43. Se mezclan 200 g de solución de
CuSO4 al 13% con 250 g de otra
solución de CuSO4 al 22% luego se
añaden 20 g de CuSO4 puro ¿Cuál es el
% final? R. 22,44%

Disoluciones
44. Qué cantidad de agua se debe agregar a
80 gramos de solución de HNO3 al 20%
para reducir su concentración hasta el
5% m/m R. 240 gr
45. Se tiene preparada 200 gramos de
solución concentrada al 8% m/m y se
desea aumentar la concentración hasta
12% ¿Cuánto de soluto se debe
aumentar y cuálsería la masa de la
solución final? R. 9,09 gr;
209 gr
46. Se tiene preparado 400 gramos de
solución cuya concentración es del 12%
m/m ¿Cuál es la cantidad de H2O que
se deben evaporar para que la
concentración aumente hasta 15%
m/m? R. 80 gr
47. Se desean diluir 600 gramos de
solución cuya concentración es del 20%
m/m ¿Cuál es la cantidad de H2O que
se debe agregar para que la
concentración sea del 14% m/m?
R. 257,14 gr
48. Se tiene 500 gramos de una solución al
20% en masa se desea aumentar su
concentración al 30% en masa.
Calcular:
a) Calcular que cantidad de agua que se
debe evaporar R. 166,7 gr
b) Que cantidad de soluto se debe agregar
R. 71,42 gr
49. Las soluciones de hidróxido de sodio
son empleadas para la refinación del
aceite de soya. Para este fin se desea
obtener 250 l/día de una solución 0,15
normal de NaOH, esta solución se
obtiene al mezclar una solución diluida
0,05 Molar de NaOH con otra solución
concentrada 0,3 Normal de la misma
sustancia. Calcular los volúmenes que
se deben mezclar para obtener la
solución deseada. R. 150 y 100 lit
50. Se mezcla 300 gramos de hidróxido de
calcio al 30% de pureza con 500 gr del
mismo hidróxido al 50 % de pureza,
posteriormente se evapora el 50% del
agua, la solución final registra una
densidad igual a 1,23 g/ml, calcular:
a) El porcentaje en masa de la mezcla
final R. 59,6%
b) La Molaridad y Normalidad
R. 9,9 y 19,8
51. Se prepara una solución mezclando 30
gramos de cloruro de potasio con 50
gramos de cloruro de sodio y 100 ml de
agua, calcular la concentración en masa
de la solución debida al cloruro de
potasio, cloruro de sodio y la fracción
molar de cada una de las sales y del
agua. R. 16,6; 27,7; 0,05; 0,13;
0,81
D. Dilución de soluciones
52. A 250 ml de NaOH 0,3 molar se añade
agua hasta obtener un volumen final de
solución de 700 ml, cuál es la
molaridad. R. 0,1 M.
53. Cuantos mililitros de una solución al 96
% en masa, de ácido sulfúrico con una
densidad de 1,84 g/ml, se debe tomar

Disoluciones
para la preparación de un litro de
solución a 0,25 N. R. 6,9 ml.
54. Calcular el volumen de ácido
clorhídrico concentrado de densidad
1,19 g/ml al 38% de pureza que se debe
diluir para preparar 250 ml de solución
HCl 0,2 M. R. 4,03ml
55. Calcular el volumen de agua que se
debe agregar a 360 ml de solución de
un ácido concentrado a 1,26 normal
para que su concentración baje a 0,6 N.
R. 396 ml
56. Para preparar 500 ml de ácido nítrico se
dispone de un ácido concentrado al
69,5% y densidad 1,42 g/ml del cual se
utilizó 32 ml calcular la concentración
de la solución diluida de ácido nítrico.
R. 1 M
57. Se necesita preparar 5 litros de ácido
sulfúrico de concentración 2 N con
densidad igual a 1,06 g/ml. Cuantos ml
de ácido al 96% y densidad 1,84 son
necesarios para ello. R. 277,05 ml
58. Una tubería que transporta líquidos se
atascó por la acumulación de
sedimentos orgánicos, para realizar su
limpieza se debe echar 3litros de ácido
clorhídrico 1 molar. Calcular el
volumen de ácido clorhídrico
concentrado al 40% de pureza y
densidad de 1,05 g/ml, que se debe
medir para preparar el ácido.
R. 260 ml
59. A partir de un ácido de laboratorio
preparar 500 ml solución 0.25 N, dicho
acido está al 50% en peso de ácido
sulfúrico y densidad de 1,38 g/ml.
Calcule:
a) Volumen del ácido concentrado que
se debe medir para preparar la
solución. R. 8,87 ml
b) Cuál es la concentración molar de
la solución preparada.
R. 0,125 M
60. La disolución de cierto medicamento
requiere de 500 ml de alcohol
isopropilico (C3H8O) al 10% m/v de
concentración, calcular el volumen que
se deberá medir de un alcohol
isopropilico que se encuentra al 70%
m/v, para preparar los 500 ml de
alcohol diluido. R. 71,42 g
61. 15 gramos de sulfato cúprico
pentahidratado son disueltos formando
800 ml de solución y tiene una
densidad de 1,023g/ml, de acuerdo a
estos datos realizar los cálculos
siguientes:
a) Porcentaje en masa y molaridad de
la mezcla final R. 1,17% y
0,075M
b) Si se añade 500 ml de agua cual
será la concentración normal del
diluido R. 0,092 N
E. Propiedades Coligativas
62. Se añade 2 mol de glucosa a 15 mol de
agua. La solución se encuentra a 20 ºC.
Calcular la presión de vapor de
solución. (PvH2O a 20ºC = 17,5 mmHg)
R. 15,4 mmHg

Disoluciones
63. Cuál será la presión de vapor a 80 °C
de ua disolución que se prepara
disolviendo 50 ml de glicerina
(C3H8O3) en 90 ml de agua, sabiendo
que la presión de vapor de agua a 80 °C
es 355 mmHg y que la densidad de la
glicerina es 1,26 g/ml.
R. 312,2 mmHg
64. Calcula la masa de azúcar (C12H22O11)
que se añadirá a 800 gramos de agua
para que la presión de vapor de la
solución sea igual a 54,74 mmHg si
ésta se encuentra a 40 ºC R. 171
65. Se añade 3 moles de bicarbonato de
sodio a 10 moles de agua. La solución
se encuentra a 17 ºC. Calcula la presión
de vapor de la solución.
R. 11,15 mmHg
66. Se disuelven 20 gramos de glucosa
(C6H12O6) en 200 gramos de agua, a
una presión de una atmósfera. Calcular
la temperatura de ebullición de la
solución. R. 100,28 ºC
67. Si la temperatura de ebullición de una
solución es 102,16 ºC a una atmósfera
de presión cuando se disuelven 25
gramos de urea en 100 gramos de agua,
¿Cuál será el peso molecular del
soluto? R. 60,2
68. Determina el punto de ebullición de
una solución cuando se disuelve 15
gramos de glucosa en 150 gramos de
agua, a una atmósfera de presión.
R. 100,28 ºC
69. Se disuelven 60 gramos de azúcar en
300 gramos de agua. Calcular la
temperatura de congelación de la
solución. R. -1,054 ºC
70. Calcula el peso molecular de una
sustancia no volátil, si se disuelven 2
gramos de dicha sustancia en 500 ml de
agua y se produce un descenso de
congelación de – 0,124 ºC R.60,6
g/mol
71. Se disuelven 65 gramos de azúcar en
250 gramos de agua. Calcula la
temperatura de congelación de la
solución. R.
72. El ácido acético puro solidifica a 16,6
ºC y su constante crioscopica molal es
3,9. Calcular cuál será el punto de
congelación de un ácido acético que
contiene un 2,8% de agua.
R. 10,36 ºC
73. Una disolución que contiene un
polímero de 0,8330 gramos de
estructura desconocida en 170 ml de un
disolvente orgánico mostro una presión
osmótica de 5,20 mmHg a 25 ºC,
Determina la masa molar del polímero.
R.
74. Se prepara una disolución disolviendo
35 gramos de hemoglobina en la
cantidad suficiente de agua para
obtener un volumen de 1 litro, si se
encuentra que la presión osmótica de la
disolución es de 10 mmHg a 25 ºC,
calcular la masa molar de la
hemoglobina. R. 6,51x104
g/mol

Disoluciones
75. En la combustión de una sustancia
orgánica 0,785 g de una muestra
compuesta de carbono, hidrogeno y
oxígeno, se forman 1,50 gramos de
CO2 y 0,921 gramos de agua. Si se
disuelven 0,092 gramos de la sustancia
en 1,25 gramos de agua, la disolución
congela a -2,976 (Kc = 1,86).
Determinar la formula molecular del
compuesto. R. C2H6O
.

Disoluciones

Estequiometria
6 ESTEQUIOMETRIA
6.1 Reacciones químicas
Una reacción química (o cambio
químico) es todo proceso
químico en el que una o más
sustancias (reactivos o reactantes)
sufren transformaciones químicas
para convertirse en otra u otros
(productos). Esas sustancias
pueden ser elementos o
compuestos. Un ejemplo de
reacción química es la formación
de acido sulfuroso producida al
reaccionar el dióxido de azufre
con agua.
6.1.1 Clasificación de las reacciones
Las reacciones químicas se clasifican en:
 Inmediatas: Se producen sin la intervención de energía externa. Para que se efectúen
basta poner en contacto las sustancias.
 Provocadas: Cuando se inician gracias a la acción de un agente externo.
 Instantáneas: Si se producen en un tiempo muy breve reciben esta clasificación, tal es
el caso en la combinación del oxígeno con el hidrogeno por acción de una chispa
eléctrica.

Estequiometria
Estequiometria
1 mol NH3 → 84 g NaHCO3
3 mol NH3 → x
x = 252 g NaHCO3
Interpretación de rendimiento
252 g → 100 %
x → 70 %
x = 176,4 g NaHCO3
c) De la ecuación:
... NH3 + CO2... → NaHCO3 + NH4Cl .
1 mol 14+4+35,5
53,5 g
Estequiometria
1 mol NH3 → 53,5 g NH4Cl
3 mol NH3 → X
x = 160,5 g NH4Cl
Convertir masa a volumen
V = 142,03 ml NH4Cl
Interpretación de rendimiento
142,03 ml → 100 %
X → 70 %
x = 99,42 ml NH4Cl
PRACTICO 7
A. Igualar las siguientes ecuaciones por
tanteo
1. Sb + O2 → Sb2O3
2. Li + H2O → Li OH + H2
3. NaOH + H2SO4 → Na2SO4 + H2O
4. H3PO4 + KOH → K3PO4 + H2O
5. CaO + HCl → CaCl2 + H2O
6. Na2CO3 + HCl → NaCl + CO2 + H2O
7. CS2 + O2 → CO2 + SO2
8. FeS + HCl → H2S + FeCl2
9. KClO3 → KCl + O2
10. Sulfito de sodio + cloruro de calcio →
sulfito de calcio + cloruro de sodio
B. Igualar por el método que vea más
conveniente
11. Zn + K2Cr2O7 + H2SO4→ K2SO4 +
ZnSO4 + CrSO4 + H2O
12. NaCl + NH3 + CO2 + H2O → NaHCO3
+ Nh4Cl
13. CrCl3 + Na2O2 + NaOH → Na2CrO4 +
NaCl
14. MnS + HCl + HNO3→ MnCl2 + NO +
S + H2O
15. Cr2(SO4)3 + Na2CO3 + KNO3→
Na2CrO4 + KNO2 + Na2SO4 + CO2
16. As2S3 + HNO3 + H2O → H2SO4 +
H3AsO4 + NO
17. Mn(NO3)2 + NaBiO3 + NHO3 →
HMnO4 + Bi(NO3)3 + NaNO3
V
m

mlg
gm
V
/13,1
5,160



Estequiometria
18. C6H12O6 + KMnO4 + H2SO4 → CO2 +
MnSO4 + K2SO4 + H2O
19. dicromato de amônio → oxido crômico
+ nitrógeno + agua
20. acido yodhidrico + acido sulfúrico →
yodo molecular + água + sulfuro de
hidrogeno
21. acido nítrico + cobre → nitrato cúprico
+ dioxido de nitrogeno + agua
22. bismutato de sodio + sulfato
manganoso + ácidonítrico → ácido
permanganico + nitrato de bismuto +
nitrato de sodio + sulfato de sodio +
água
23. dicromato de potasio + ácidoclorhídrico
→ cloruro de potasio + cloruro
crómico + cloro + agua
24. sulfato manganoso + peryodato de
potasio + agua → ácido permanganico
+ yodato de potasio + ácido sulfúrico
25. yodato de potasio + dióxido de azufre +
agua → yodo molecular + sulfato
acido de potasio + ácidosulfúrico
26. permanganato de potasio + ácido
sulfúrico + acido nitroso → sulfato de
potasio + sulfato manganoso + ácido
nítrico
27. yoduro de potasio + hipoclorito de
sodio + agua → yodo molecular +
hidróxido de potasio + cloruro de
sodio
28. dicromato de potasio + bromuro de
potasio + acido sulfúrico → bromo
molecular + sulfato crómico + sulfato
de potasio + agua
29. sulfuro niqueloso + acido nitrico +
acido clorhidrico → cloruro niqueloso
+ monóxido de nitrogeno + azufre +
agua
30. cloruro manganoso + bromo molecular
+ hidroxido de sodio → dioxido de
manganeso + bromuro de sodio +
cloruro de sodio
31. sulfato de bario + acido yodhidrico →
yoduro de bario + yodo molecular +
acido sulfhidrico + agua
32. sulfuro cuproso + acido nítrico →
nitrato cúprico + monóxido de
nitrógeno + acido sulfúrico
33. permanganato de potasio + acido
sulfurico + sulfato ferroso → sulfato
férrico + sulfato manganoso + sulfato
de potasio + água
34. cloruro ferroso + permanganato de
potasio + ácido clorhidrico → cloruro
férrico + cloro molecular + cloruro
manganoso + cloruro de potasio +
água
35. nitrito de potasio + nitrato de potasio
+oxido crômico →monóxido de
nitrógeno + cromato de potasio
B. Relaciones masa-masa
36. De acuerdo a la siguiente reacción: Zn
+ HCl → ZnCl2 + H2
Calcular los gramos de zinc necesarios
para preparar 20 gr de cloruro de zinc.
R. 9,55 g
37. Cuantos kg de agua se formaran con la
combustión de 2 kg de propano de
acuerdo a la siguiente reacción: C3H8 +
O2 → CO2 + H2O R.
3,27 kg
38. De acuerdo a la siguiente reacción:
HNO3 + H2S → H2SO4 + NO + H2O.
Calcular: a) cuantos gramos de ácido
nítrico se necesita para obtener 3
moles de monóxido de nitrógeno; b)
cuantos moles de ácido sulfúrico se

Estequiometria
formaran a partir de 500 gramos de
ácido nítrico R. 189 g;
2,97 moles
39. Para la reacción: HCl + O2 → H2O +
Cl2. Cuantos moles de ácido
clorhídrico se necesitan para formar
0,35 moles de cloro. R. 0,7
moles
40. Para la reacción: HCl + KMnO4 →
MnCl2 + KCl + Cl2 + H2O. Cuantos
moles de cloro gaseoso se producirán a
partir de 3,2 moles de ácido clorhídrico
R. 1 mol
41. Las bolsas de aire para automóvil se
inflan cuando se descompone
rápidamente la azida de sodio (NaN3)
en los elementos que la componen
según la reacción: NaN3 → Na + N2
Calcular los gramos de azida de sodio
que se necesita para formar 5 g de
nitrógeno gaseoso. R. 7,73g
C. Relaciones masa-volumen
42. Calcularel volumen necesario de
sulfuro ferrosopara la obtención de 100
gramos de ácido sulfhídrico en
condiciones normales de acuerdo a la
siguiente reacción: FeS + HCl → H2S
+ FeCl2 R. 66 litros
43. De acuerdo a la siguiente reacción:
Na2O2 + H2O → O2 + NaOH. Calcular
los mililitros de oxigeno obtenidos en
condiciones normales por la reacción
de 224 mg de peroxido de sodio.
R. 32,03 ml
44. Cuantos gramos de carburo de aluminio
será necesario para obtener 250 litros
de metano en condiciones normales de
acuerdo a la siguiente reacción: Al4C3
+ H2O → Al(OH)3 + CH4.
R. 535,72 g
45. En un alto horno, los procesos químicos
reales que ocurren son complejos, no
obstante el proceso global de la
obtención de hierro lo podemos
representar mediante la siguiente
ecuación: oxido férrico + monóxido de
carbono = hierro solido + dióxido de
carbono. Calcular:
a) La cantidad de hierro que se obtiene
a partir de 1 kg de óxido de hierro
(III) R. 700 g
b) El volumen de dióxido de carbono
en condiciones normales que se
desprenden a partir de 1kg de óxido
férrico. R. 420 lit
c) La cantidad de óxido férrico que se
necesita para obtener 1 kg de hierro
R.1428 g
46. Una muestra de zinc metálico se deja
reaccionar completamente en un
exceso de ácido clorhídrico: Zn +
2HCl → ZnCl2 + H2
El hidrógeno gaseoso producido se
recoge en agua a 25ºC usando un
dispositivo de trampa de agua. El
volumen del gas recogido es de 7,8
litros y la presión de 0,98 atm. Calcule
la cantidad de zinc metálico en gramos
consumidos en la reacción. (Presión de
vapor del agua a 25ºC = 23,8 mmHg).
R. 19,5

Estequiometria
D. Relaciones volumen-volumen
47. En la combustión del dióxido de azufre
con oxígeno, calcular que volumen de
oxigeno se consume con 6000 litros de
dióxido de azufre y que volumen de
trióxido de azufre se formara. O2 +
SO2 → SO3 R. 3000 l; 6000 l
48. Determinar los mililitros de dióxido de
carbono formado en condiciones
normales por la combustión de 5 ml de
butano cuya densidad es 0,6 g/ml, de
acuerdo a la siguiente reacción: C4H10
+ O2 → CO2 + H2O R. 4636,8 ml
49. De acuerdo a la reacción: C3H8 + O2 →
CO2 + H2O. Calcular:
a) Que volumen de oxígeno y de aire en
condiciones normales se necesita
para la combustión de 60 litros de
propano medidos a 2 atmósferas y
30 ºC (21% de O2 en el Aire)R.
540,9 L y 2575,71 L
b) Cuantos litros de dióxido de carbono
se obtienen medidos a 40 ºC y 750
mmHg R. 775 L
E. Pureza de las reacciones
50. Una muestra de 600 g de acero produce
30 g de hidrogeno gaseoso al
reaccionar con un exceso de ácido
clorhídrico. Determine el porcentaje de
pureza del acero, si la reacción que
ocurre es la siguiente: 2Fe + 6HCl →
3H2 + 2FeCl3 R. 93,3%
51. Se hace reaccionar 50 g de muestra con
75% de cobre con ácido nítrico
diluido. Calcular los gramos de nitrato
cúprico que se obtiene según la
reacción: Cobre + Ácido nítrico →
Nitrato cúprico + Monóxido de
nitrógeno + Agua R. 110.16 g
52. Se hace reaccionar 30 ml de ácido
yódico con una densidad de 1,12 g/ml
y una concentración del 70%, cuanto
de oxigeno se puede obtener, según la
reacción: Agua oxigenada + Ácido
yódico → Iodo + Oxigeno + Agua.
R. 6.41 g
53. Se hace reaccionar 80 g de sulfato
manganoso con 30 % de pureza,
determine la cantidad de sulfato de
potasio que se obtiene, de acuerdo a la
reacción: Permanganato de potasio +
Sulfato manganoso → Dióxido de
manganeso + Sulfato de potasio +
Ácido sulfúrico R. 9,21g
54. Calcular la masa de cloruro de calcio
que se formara cuando reaccionan 20
gramos de oxido de calcio con 300 ml
de acido clorhídrico al 65% m/v de
concentración, según la ecuación:
oxido de calcio + acido clorhídrico =
cloruro de calcio + agua R. 39,6 g
55. De acuerdo a la siguiente fórmula:
permanganato de potasio + acido
sulfúrico + sulfato ferroso → sulfato
férrico + sulfato manganoso + sulfato
de potasio + água. De 300 gr de
permanganato de potasio se obtiene 80
ml de sulfato de potasio, con densidad
de 1,05 gr/ml. Calcular el porcentaje
de pureza del permanganato de
potasio. R. 50,8 %

Estequiometria
56. Para determinar el Mg de una planta se
hizo un macerado de 5 gramos. Se
trató con 60 ml K2CO3 0,7 N
formándose MgCO3. Calcular el % de
Mg en la planta, de acuerdo a la
siguiente reacción: MgCl2 + K2CO3 →
MgCO3 + KCl R. 10%
57. Cuando se calienta en un horno la
piedra caliza (carbonato de calcio),
esta se descompone para dar óxido de
calcio y dióxido de carbono. Si la
conversión es del 75%, se desea saber:
a) La composición en porcentaje del
sólido que se extrae del horno
R.
b) La masa de dióxido de carbono que
se desprende por kg de piedra caliza
R.
58. Para transformar completamente el
fosforo blanco en ácido orto fosfórico
utilizando ácido nítrico, se debe
emplear un exceso del 50% de ácido
nítrico respecto de la cantidad
estequiometrica. Calcular la cantidad
de ácido nítrico del 35% deberá
emplearse para oxidar completamente
10 kg de fosforo blanco de acuerdo
con la reacción: P + HNO3 + H2O →
H3PO4 + NO R. 145,15 kg
F. Rendimiento de las reacciones
59. Calcular los gramos de alcohol etílico
que se pueden obtenerse por
fermentación de 10 kg de una muestra
de glucosa, conociendo que la reacción
tiene un rendimiento del 55%, según la
siguiente reacción C6H12O6→ C2H5OH
+ CO2 R. 2811,11 g
60. Una de las reacciones para la obtención
de yodo es la siguiente: Perbromato de
sodio + Ácido yodhídrico → Yodo +
Hipobromito de sodio + Agua. Se
desea obtener 150 Kg de yodo y
considerando que la reacción tiene un
rendimiento del 85% ¿cuántos Kg de
perbromato de sodio se utilizara?
R. 38.67 kg
61. La siguiente reacción se efectúa con un
rendimiento del 90%, C2H5OH →
C2H4 + H2O, calcular los gramos de
eteno que se pueden obtener con 414
gramos de etanol R.226,8 g
62. Según la reacción: Permanganato de
potasio + ácido clorhídrico → cloruro
de potasio + cloruro manganoso +
cloro gaseoso + agua. Se hacen
reaccionar 15 gramos de un mineral
que tiene una pureza del 60% en
permanganato de potasio,
obteniéndose 2,5 litros de cloro
molecular a una temperatura de 30ºC y
1,1 atmosferas de presión, calcular el
rendimiento porcentual de la reacción.
R. 77,2%
G. Reactivo limite y reactivo en exceso
63. En la reacción de monóxido de
nitrógeno + oxigeno → dióxido de
nitrógeno. Se hace reaccionar 0,886
moles de monóxido de nitrógeno con
0,503 moles de oxígeno. Calcular cual
es el reactivo limitante y cuantos
moles de dióxido de nitrógeno se

Estequiometria
formara. R. RL=NO; 0,886
moles
64. El carburo de silicio se conoce por el
nombre común de carborundum. Esta
sustancia dura, que se utiliza
comercialmente como abrasivo, se
prepara calentando dióxido de silicio y
carbón a temperaturas elevadas, de
acuerdo a la siguiente reacción: SiO2 +
C → SiC +CO ¿Cuántos gramos de
SiC se pueden formar cuando se
permite que reacciones 3 g SiO2 y 4,5
g de C? R. 2,4 g
65. En la mezcla de 0,86 moles de
anhídrido manganoso con 48,6 gramos
de acido clorhídrico, se desea
determinar cuál es el reactivo limitante
y cuantos gramos de cloro se formara
de acuerdo a la siguiente reacción:
anhídrido manganoso + acido
clorhídrico → cloruro manganoso +
cloro molecular + agua R.
RL=HCl; 23,6 g
66. Se hacen reaccionar 40 gramos de
metano con 2,5 moles de oxigeno,
determine los gramos de CO2
formados y los gramos sobrantes del
reactivo en exceso, de acuerdo a la
siguiente reacción: CH4 + O2 → CO2 +
H2O R. 55 gr y 20 gr sobra
67. En la reacción: cloruro de sodio +
nitrato de plata → cloruro de plata +
nitrato de sodio. Se ha realizado la
mezcla de 35,4 gramos de cloruro de
sodio con 99,8 gramos de nitrato de
plata, determinar cuál es el reactivo
limitante y cuanto del reactivo
excedente sobra. R.
RL=AgNO3; 1,06 gramos sobra
68. En la combinación de 10 gramos de
nitruro de magnesio con 60 gramos de
agua, se debe determinar el reactivo
limitante y la masa del reactivo en
exceso que sobra, de acuerdo a la
siguiente reacción: nitruro de
magnesio + agua → hidróxido de
magnesio + amoniaco. R. RL=Mg3N2
; 49,2 g sobra
69. En la mezcla de 180 gramos de
carbonato de sodio con 1800 ml de
acido clorhídrico 1,2 molar. Calcular:
a) Reactivo limite R. HCL
b) masa del reactivo excedente
R. 65,52 gr
c) volumen de dióxido de carbono
obtenido sabiendo que la densidad del
dióxido es 1,2 gr/litro. R. 39,6
De acuerdo a la siguiente reacción
Na2CO3 + HCl → NaCl + CO2 + H2O
70. Se hacen reaccionar 20 litros de
hidrogeno con 30 litros de nitrógeno
ambos en condiciones normales: a)
Cual es el reactivo limite; b) Cual es la
masa que sobra del reactivo en exceso;
c) Que volumen de amoniaco se
produce en condiciones normales. De
acuerdo a la siguiente reacción:
hidrogeno + nitrógeno = amoniaco
R. RL=H2; 29,17 g sobra; 13,33
litros
H. Miscelánea
71. Si se trata muestra de 1200 g de CaCO3
por calcinación y se producen 425,6 g

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